第2课时 元素周期律 [课程标准] 1.能说出元素电离能、电负性的含义，能描述主族元素第一电离能、电负性变化的一般规律，能从电子排布的角度对这一规律进行解释。 2.能说明电负性大小与原子在化合物中吸引电子能力的关系，能利用电负性判断元素的金属性与非金属性的强弱。 3.能列举元素周期律的应用。 任务一 原子半径 如图为第二周期、第三周期元素的原子半径大小顺序。 问题1：影响原子半径大小的因素是什么？ 问题2：第三周期元素的简单离子中，半径最小的是哪种离子？ 问题3：电子层数多的元素的原子半径是否一定大于电子层数少的元素的原子半径？ 提示：问题1：原子的核电荷数和电子层数。 问题2：Al3＋。 问题3：不一定。原子半径的大小由核电荷数与电子层数两个因素综合决定，如碱金属元素的原子半径比它下一周期的卤族元素的原子半径大。 1．影响因素 2．递变规律 (1)同周期：从左到右，核电荷数越大，半径越小(稀有气体除外)。 (2)同主族：从上到下，电子层数越多，半径越大。 1．正误判断，错误的说明原因。 (1)核外能层结构相同的单核粒子，半径相同。 答案：错误，核外能层结构相同的单核粒子，核电荷数越大，半径越小。 (2)质子数相同的不同单核粒子，电子数越多，半径越大。 答案：正确。 (3)各元素的原子半径总比其离子半径大。 答案：错误，各元素的原子半径比其阳离子半径大，比其阴离子半径小。 (4)同周期元素从左到右，原子半径、离子半径均逐渐减小。 答案：错误，同周期主族元素从左到右原子半径逐渐减小，离子半径要分阴离子或者阳离子。 2．比较下列微粒半径大小，用“＞”或“＜”填空。 (1)Na_____ Mg_____ Cl (2)Li_____ Na_____ K (3)Na＋_____Mg2＋_____Al3＋ (4)F－_____Cl－_____Br－ (5)Cl－_____O2－_____Na＋_____Mg2＋ 答案：(1)＞ ＞ (2)＜ ＜ (3)＞ ＞ (4)＜ ＜ (5)＞ ＞ ＞ 解析：(1)Na、Mg、Cl为同周期主族元素，核电荷数越大，原子半径越小，则原子半径：Na＞Mg＞Cl； (2)Li、Na、K为同主族元素，核电荷数越大，原子半径越大，则原子半径：Li＜Na＜K； (3)Na＋、Mg2＋、Al3＋的离子结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Na＋＞Mg2＋＞Al3＋； (4) F－、Cl－、Br－的离子核外电子层数越多，离子半径越大，则离子半径：F－＜Cl－＜Br－； (5)Cl－的离子核外电子层数最多，而O2－、Na＋、Mg2＋的离子结构相同，核电荷数越大，离子半径越小，则离子半径：Cl－＞O2－＞Na＋＞Mg2＋。 归纳总结 原子或离子半径的比较方法 1．同种元素的离子半径：阴离子大于原子，原子大于阳离子，低价阳离子大于高价阳离子。例如：r(Cl－)＞r(Cl)，r(Fe)＞r(Fe2＋)＞r(Fe3＋)。 2．能层结构相同的离子：核电荷数越大，半径越小。例如：r(O2－)＞r(F－)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)＞r(Al3＋)。 3．带相同电荷的离子：能层数越多，半径越大。例如：r(Li＋)＜r(Na＋)＜r(K＋)＜r(Rb＋)＜r(Cs＋)，r(O2－)＜r(S2－)＜r(Se2－)＜r(Te2－)。 4．核电荷数、能层数均不同的离子：可选一种离子参照比较。例如：比较r(K＋)与r(Mg2＋)，可选r(Na＋)为参照，r(K＋)＞r(Na＋)＞r(Mg2＋)。 任务二 电离能 不同元素的气态基态原子失去一个电子转化为气态基态正离子所需的最低能量即为元素的第一电离能，其变化情况如图所示。 问题1：总体上，金属元素的第一电离能都较小，而非金属元素和稀有气体元素的第一电离能都较大，其原因是什么？ 问题2：同主族内不同元素的第一电离能变化的特点是什么？该特点体现的元素性质的变化规律是什么？ 问题3：同周期内，随原子序数增大，第一电离能增大，但个别元素的第一电离能出现反常现象，试分析N和Mg的第一电离能分别比O和Al大的原因。 提示：问题1：因为金 ... ...
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